《医用化学基础》课程总复习

《医用化学基础》课程总复习《医用基础化学》是护理学专业的一门基础课,也是一门实践性很强的课程。

通过《医用基础化学》课程的学习，同学们要了解与医科各专业有关的化学基本知识、基本原理及基本技能，掌握化学知识在医学上的应用，为今后的学习和工作打下一定的化学基础。

一、各章节重点内容：医用基础化学的内容共有16章，分两部分。

前八章是无机化学，后八章是有机化学。

无机化学部分：第四章原子结构与分子结构和第八章单质及无机化合物不作教学要求，第七章滴定分析法和分光光度分析法只作简单要求。

有机化学部分：重点在第十章、第十一章、第十二章、第十三章，其他章只作简单要求。

下面仅就重点要求的内容进行复习。

第一章溶液和胶体1．分散系及其定义。

一种物质分散在另一种物质中形成的体系，称分散系。

被分散的物质，称分2．溶液的浓度及应用。

●物质的量浓度C B/mol·L-1——单位溶液体积（每升）中溶质的物质的量。

●质量浓度ρB/g·L-1——单位溶液体积（每升）中溶质的质量。

* 3．渗透现象及其在医学上的应用。

（1）渗透现象：溶剂（水）分子通过半透膜，由纯溶剂进入溶液（或由稀溶液进入浓溶液）的自发过程。

（2）产生渗透现象的条件①要有半透膜；②膜两侧要存在溶液的浓度差。

（3）渗透压公式的意义：π＝icRT = i mRT/ MV注意认识公式中各符号的意义。

（4）渗透压力在医学上的意义等渗、低渗和高渗1．正常人血浆的渗透浓度为280～320mmol·L-1，在此范围内为等渗；低于280 mmol·L-1的溶液为低渗；高于320 mmol·L-1的溶液为高渗溶液。

2．临床上常用的等渗溶液：9g·L-1NaCl，50g·L-1葡萄糖，9g·L-1乳酸钠，12.5g·L-1NaHCO3等。

3．临床上大量输液的基本原则是应用等渗溶液（解释溶血现象）。

溶血是指红细胞（红血球）因各种原因造成细胞膜破裂，细胞内容物溶出的现象。

引起溶血的原因之一是渗透压的问题。

当细胞膜外部和内部溶液渗透压不等时，出现两种情况：（1）溶血：外部渗透压小于280 mmol·L-1时，外部溶液中水分穿过细胞膜进入红细胞，造成细胞肿胀，最后破裂。

（2）皱缩：外部渗透压大于320 mmol·L-1时，红细胞中中水分穿过细胞膜进入外部溶液，出现细胞皱缩情况。

所以，临床上大量输液的基本原则是应用等渗溶液。

复习题形成性考核1的有关内容：《医用化学基础》学习指导书测试题（P7）：一、选择题：8、14；多选27；四、问答：1、2。

第二章化学热力学与化学动力学基础1．一些基本概念：基元反应：一步可以完成的化学反应。

复杂反应：经多步骤才能完成的反应。

催化剂：那些能够改变化学反应速率，而在反应前后本身的组成、质量和化学性质基本保持不变的物质。

化学平衡：正、逆反应的反应速率相等时，随着时间的推移，反应体系中物质浓度不再发生变化的状态称为化学平衡状态。

特点是：（1）化学平衡状态是可逆反应进行的最大限度，此时各物质的浓度保持恒定，这也是化学平衡的标志和特征。

（2）化学平衡是一种动态平衡。

反应不断进行，只不过是正、逆反应速率相等。

（3）化学平衡是暂时的、相对的、有条件的。

外界条件变化，化学平衡将被破坏。

2．化学平衡常数的表示方法和意义。

关于化学平衡常数表达式的知识：（1）化学平衡常数表达式要与化学反应方程式相对应。

（2）化学平衡常数表达式中，不包括固态和纯液体物质的浓度。

对于气体参加的反应，平衡常数可以用气体分压来表示。

如：填空题：对于可逆化学反应 A （s ） = C （g ）+ D （s ），下列平衡常数表示式正确的是（ ）。

A.K = [C][D]B.K = [C]C.K = [C] [D][A]请写出下列反应的平衡常数的表示式：（1） CaCO 3（s CaO （s ）+CO 2（g ） =K ；（2） 2NO （g ）+ O2（g 2NO 2（g ） =K 。

*（3）对于某可逆反应，平衡常数K 随温度变化，但不随浓度的变化而变化。

3．会判断温度、压力、催化剂对化学平衡的影响。

浓度、压力、温度对化学平衡的影响可以概括为：如果改变影响化学平衡的条件之一，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动，即化学平衡移动原理。

◆ 增加反应物浓度，平衡向正反应移动；增加产物浓度，平衡向逆反应移动。

减小物质浓度，则结果正好相反。

◆ 压力对平衡的影响是：当增加反应的总压，反应向分子数减少的方向移动，当减小反应的总压，反应向分子数增加的方向移动。

对于反应分子总数目不变的反应，即（c+d ）=（a+b ），压力不影响平衡。

◆ 改变温度将使化学平衡发生移动。

升高温度，化学平衡向吸热方向移动；降低温度，化学平衡向放热方向移动。

◆ 温度变化影响化学平衡常数的数值。

◆ 催化剂不会使化学平衡移动。

复习题《医用化学基础》学习指导书测试题（P25）：一、填空题：14、15、18；二、是非题：20。

第三章 电解质溶液1. 一些基本概念：强电解质：在水溶液中完全电离的化合物。

弱电解质：在水溶液中只有部分电离的化合物。

共轭酸碱概念及共轭关系：酸：凡能给出质子的物质（分子或阴、阳离子）。

如：HAc ，NH 4+,H 2PO 4-,HCl 等, 碱：凡能与质子结合的物质（分子或阴、阳离子）。

如：如：NH 3, ,H 2PO 4-,Cl －等。

共轭酸碱：彼此相差一个质子的酸和碱，互为共轭酸碱。

如：H 2CO 3～ HCO 3- HCO 3-～CO 32-酸 碱 酸 碱 两性物质：有些物质既能给出质子，又能结合质子的物质。

如：H 2O ，HCO 3-，HPO 42-。

* 2. 溶液的酸碱性及pH 值：酸性：pH<7 中性：pH=7 酸性：pH>7会判断溶液的酸碱性及pH 值：* 如同浓度的NaCl 、NH 3·H 2O 和NaHCO 3水溶液中，P H 值最高者（碱性最大）哪个？*３．理解弱酸（弱碱）溶液的解离平衡，掌握一元弱酸（弱碱）溶液pH 值的计算。

以教材3-4为例：计算0.01mol·L -1HAc 溶液的pH 值。

pH= - lg[H +] pH + pOH = 14一元弱酸[H +]计算公式： [H +] = a a C K一元弱碱[OH -]计算公式： [OH -] = b b c K公式使用两个前提：（1）忽略水的解离平衡；（2）酸浓度C HA 或碱浓度较大，C HA /Ka≥500，C B /Kb≥500。

*4. 缓冲溶液概念及其作用：缓冲作用——溶液具有抵抗外加的少量强酸、强碱或适当稀释的影响，保持pH 值几乎不变的作用，称为缓冲作用。

缓冲溶液——具有缓冲作用的溶液。

同离子效应——在弱电解质溶液中，加入与该弱电解质具有相同离子的易溶强电解质，导致弱电解质的解离度降低。

*了解缓冲溶液在医学上的意义：* 5. 溶度积规则及溶解平衡（判断沉淀生成及溶解）：●溶度积与溶解度关系：溶度积是溶解平衡的平衡常数；而溶解度为单位体积中难溶物溶解的质量或物质的量。

两者都与难溶物溶解有一定关系。

某物质溶解度大，溶度积数值大。

但不同类型的物质，不能比较。

说明如下：设难溶物溶解度为x(mol·L-1)，AgCl ≒ Ag+ + Cl-Ksp = [Ag+][Cl-] Ksp = x2PbI2≒ Pb2+ + 2I-Ksp = [Pb2+][ I-]2 Ksp = 4x3所以，不能用Ksp比较AgCl和PbI2的溶解度。

●溶度积规则：Qc ＞Ksp 溶液为过饱和状态，有沉淀生成Qc = Ksp 处于沉淀平衡状态，饱和状态溶液；Qc ＜Ksp 溶液不饱和，无沉淀生成。

●沉淀次序：含有相同浓度的Cl-、Br- 和I- 的混合溶液中，逐滴加入AgNO3溶液，首先出现的沉淀是哪个？Ksp越小，越容易生成沉淀。

K sp AgCl>AgBr>AgI。

沉淀次序为：AgI—AgBr—AgCl。

●一些常见的沉淀反应：1. AgCl （s）≒ Ag+ + Cl-Ksp =1.77×10-102. AgBr（s）≒ Ag+ + Br-Ksp=5.35×10-133. AgI （s）≒ Ag+ + I-Ksp =8.51×10-174. Ag2CrO4（s）≒Ag+ + CrO42-Ksp =1.12×10-12复习题《医用化学基础》学习指导书测试题（P42）：一、填空题：2.3.4.8.11.13. 22；二、是非题: 2.5.20；三、选择题：5第四章原子结构与分子结构不要求。

第五章氧化还原与电极电势1.掌握氧化还原基本概念。

氧化还原反应——有元素氧化数发生变化的化学反应。

氧化剂——在反应中得到电子（或共用电子对偏向）使自身氧化数降低的物质（如H+、Cl 2等）。

氧化剂具有氧化性，在反应中氧化其他物质而自身被还原。

还原剂——反应中失去电子（或共用电子对偏离）使自身氧化数升高的物质（如Zn 、H 2等）。

还原剂具有还原性，在反应中能还原其他物质而自身被氧化。

2.了解原电池概念及组成。

原电池——借助于氧化还原反应将化学能直接转变成电能的装置。

原电池中，给出电子和得到电子分别在两极上进行，正极发生还原反应；负极反应发生氧化反应。

电极反应——分别发生在两极的氧化和还原反应。

3. 标准电极电势与其对应电对氧化态、还原态关系。

电极电势的大小表示一个氧化还原体系（氧化态与还原态）的氧化还原能力的强弱。

氧化还原电对的电极电势越小，电对中还原态物质的还原能力越强，对应的氧化态物质的氧化能力越弱。

反之，电极电势越大，电对中氧化态物质的氧化能力越强，对应的还原态物质的还原能力越弱。

4．电池电动势数值与反应自发关系。

原电池由两个电极组成，两电极之间的电势差，称为电池电动势，用E 表示：E=-+-ϕϕ。

E>0，反应自发。

5.一些常见的氧化还原反应（无机）及氧化还原方程式配平。

基本依据：得失电子数相等。

步骤如下：①找出氧化数变化的物质；②求出一单位该物质（分子或离子）氧化数升高或降低的具体数；③找出最小公倍数，乘某数使氧化数升高与降低数相等；④将所乘之倍数，写在该物质前；⑤使产物中的各种物质与反应前相等；⑥将箭头改成等号。

例1： Br 2 + Fe 2+ → Br - + Fe 3+↓2×1 ↑1×2结果为： Br 2 + 2Fe 2+ = 2Br - + 2Fe 3+例2： MnO 4- + Fe 2+ + H + → Mn 2+ + Fe 3+ + H 2O↓5×1 ↑1×5MnO4-+ 5Fe2+ + 8H+→Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O歧化反应——一类特殊的氧化还原反应，氧化数升高或降低的物质为同一种。